5)Основные этапы развития представлений о строении атома и ядра. Квантово-химическая модель атома

Развитие теории строения атома.

Резерфорд предл.1 модель атом состоит из ядра, имеющий + заряд и вращается вокруг него ?. Ядро имеет бесконечно малые размеры, однако в нем сосредоточена почти вся m атома. r орбиты ? и его V меняются как угодно и непрерывно. Впоследствии было показано, что ядра состоят из нуклонов протонов и нейтронов. Состав атома

1) Заряд электрона ? = - 1,6  10^-19 К. ( -1) m_? = 9,1  10^-31кг 

2) Заряд протона р = + 1,6  10^-19 К. (+1) m_Р 1836m_? 3) Заряд нейтрона n = 0 m_n 1840m_?. Кол-во р в ядре, а также ? у нейтрона атома можно опр. по порядковому номеру эл-та z. Кол-во n опр. По разности атомной mи порядкового номера (А_r - z ). Кол-во эл-нов в атомах одного элемента может различаться. Это изотопы.

Недостатки теории Резерфорда (противоречия). 1)Любое движение тела по круговой орбите происходит с ускорением  электроны, двигаясь по круг. Орбитам, должны непременно излучать энергию и вскоре должны упасть на ядро, т. е атомы должны быть неустойчивыми системами. 2)Непрерывно излучая энергию спектр должен быть сплошным. Были получены линейчатые спектры  теория Резерфорда не могла объяснить уст.состояния атома и происхождение линий в спектре атома.

Теория Бора

А)Бор создал первую количественную Теорию для атома . Теория Бора основана на законах классической механики и на законах квантовой теории излучения Макса Планка.

Б)Е = h,  - частота излучения, h – постоянная Планка = 6,62  10^-34 Джсек.

. Бор ввел понятие стационарных орбит (энергетических уровней), момент кол-ва движения на которых = h(2 n), h – постоянная Планка, n – главное квантовое число. Находясь на этих орбитах ? не излучает и не поглощает энергию. 1-я орбита соответствует основному уровню и ей соответствует наименьшая энергия. С 1 на 2 – это поглощение энергии атомом, переход в возбужденное состояние. Если ? переходит в менее возбужденное, состояние энергия излучается. . Излучение и поглощение энергии происходит только при переходе ? с одной орбиты на другую. ? излучает энергию при переходе с дальней орбиты на ближнюю. ? поглощает энергию при переходе с ближнего орбиты на дальнюю. излучение или поглощение энергии происходит отдельными порциями (квантами). Каждому переходу ? соответствует своя длина волны, поэтому если поток излучения разложить с помощью призмы в спектр, спектр получится линейчатым. Достоинства теории Бора Бор объяснил, почему атомы являются уст системами (1 постулат). Бор объяснил происхождение Линий в спектре атома ( 2 постулат). Бор показал, что природа света обладает как свойствами волны, так и свойствами частицы, т. е. гипотеза М. Планка нашла экспериментальное подтверждение в постулатах Бора.

Недостатки теории Бора Теория Бора справедлива только для атома  и водородоподобных атомов. Основа Положения квантовой ( волновой ) механики 1) Принцип неопределенности ( Гейзенберг). Одновременное точное измерение координаты и импульса частицы принципиально невозможноХР h – постоянная Планка, Х – изменение координаты, Р – изменение импульса. 2) Теория Луи де Бройля высказал предположение, что все частицы микромира (?, р, n) обладают двойственной природой, как свойствами волны, так и свойствами частицы. Уравнение де Бройля = h( mv), v – скорость частицы,  - длина волны. Т.к. ? обладает двойственной природой (свойствами частицы и волны)  точную траекторию движения ? указать нельзя. Можно говорить только о вероятности нахождения ? в различных точках электронного облака. Движение ? в атома описывается волновой функцией . Вел-на ² – (квадрат модуля волновой функции) пропорциональна вероятности нахождения электрона в различных точках пространства.

4) Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева, ее структура

В 1886 г. Менделеев сформулировал периодический закон:

«Свойства простых веществ, а также форма и свойства сложных элементов находятся в периодической зависимости от атомных весов этих элементов»

Периодическая система – графическое отражение периодического закона.

Современная трактовка периодического закона: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов их ядер.

Период – это горизонтальный вид химических элементов. В современной периодической системе 7 периодов. Первые три периода – малые, т.к. они содержат 2 или 8 элементов. 1й период – 2 элемента, 2й и 3й период – 8 эл. Остальные периоды – большие. Каждый из них содержит 2-3 ряда элементов. 4й и 5й период (2 ряда) - 18 элементов, 6й период (3 ряда) - 32 эл., а в седьмом (незавершенном) – 23 элемента.

В шестом периоде за лантаном следуют 14 элементов с порядковыми номерами 58-71, называемых лантаноидами (подобные лантану). Лантаноиды помещены отдельно внизу таблицы, а в клетке указана последовательность их расположения в системе La-Lu. Химические свойства лантаноидов сходны.

В седьмом периоде 14 элементов с порядковыми номерами 90-103 составляют семейство актиноидов. Их также помещают отдельно – под лантаноидами, а в соответствующей клетке указана последовательность их расположения в системе: Ас – Lr. Многие актиноиды радиоактивны.

Каждый период (за исключением первого) начинается типичным(щелочным) металлом (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и заканчивается благородным газом (He, Ne, Ar, Kr, Xe,Rn), которому предшествует типичный неметалл.

Элементы 2 и 3 периодов Менделеев назвал типическими.

Группа – вертикальный ряд химических элементов. Всего групп 8. Каждая группа состоит из двух подгрупп: главной подгруппы и побочной подгруппы.

Главную подгруппу образуют химические элементы малых периодов (например, N, Р) и больших периодов (например, As, Sb, Bi).

Побочную подгруппу образуют химические элементы (только металлы) только больших периодов (например, V, Nb, Ta).

VIII группа отличается от остальных. Кроме главной подгруппы инертных газов, она содержит три побочные подгруппы: подгруппу железа, подгруппу кобальта и подгруппу никеля, которые называются триадами.

Химические свойства элементов главных и побочных подгрупп различаются. Например, в 7 группе главную подгруппу составляют галогены F, Cl, Br, I, At, а побочную – металлы Mn, Tc, Re.

Элементы, расположенные в одной группе, образуют сходные кислородные соединения. В периодической системе в каждой группе расположены общие формулы высших оксидов элементов: R2O, RO, R2O3, RO2, R2O5, RO3, R2O7, RO4, где R – элемент данной группы. Формулы высших оксидов относятся ко всем элементам группы.

Неметаллы, расположенные в главных подгруппах, начиная с 7 группы, образуют газообразные водородные соединения. Их также изображают общими формулами: RН4, RН3, RН2, RН. Формулы водородных соединении относятся к элементам главных подгрупп.

Максимальная положительная степень окисления любого элемента равна номеру группы в периодической системе элементов, а минимальная отрицательная равна N – 8, N – номер группы.